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Classificazione dei solidi e proprietà dei solidi metallici
Tf = misura relativa all'intensità delle interazioni tra particelle
Teb6.1 Lo stato solido: solidi che presentano una disposizione ordinata a livello atomico dei suoi componenti che si propaga per tutto il cristallo (ordine lungo raggio).
Solidi cristallini: solidi che non presentano una struttura ordinata e periodica tipica dei cristalli (ordine corto raggio).
Classificazione solidi (in base al legame che tiene uniti i componenti):
- Solidi metallici (metallico)
- Solidi ionici (ionico)
- Solidi reticolari o covalenti (covalente)
- Solidi molecolari (deboli)
6.1.1 Solidi metallici
La maggioranza degli elementi sono metallici. A causa dei bassi valori di energia di ionizzazione e di affinità elettronica fa sì che essi hanno poca tendenza a formare legami atomici. Gli atomi che costituiscono un cristallo metallico fanno sì che essi conservano la struttura interna e perdono gli elettroni dei livelli esterni incompleti.
Proprietà dei solidi metallici: ottima conducibilità
elettrica e trasmissione dell'energia termica attraverso il metallo grazie alla mobilità degli elettroni. Gli ioni positivi scorrono uno rispetto all'altro pur restano costantemente legati. Hanno temperatura di fusione molto variabile.
6.1.2 Solidi ionici
Caratterizzati da un legame ionico ottenuto da un metallo A (perde elettroni - Catione) e un non metallo B (accetta elettroni - Anione).
Cationi frequenti: cationi del I, II, III gruppo con basso n.o.
Anioni frequenti: anioni degli elementi con la più alta elettronegatività (es. VII gruppo, alogeni).
Proprietà solidi ionici: sono cattivi conduttori di elettricità, non possono trasportare elettricità ma sono conduttori allo stato fuso, temperatura di fusione abbastanza alte, alcune sono solubili in acqua.
6.1.3 Legame covalente
Caratterizzati da atomi uniti da legami covalenti.
Proprietà solidi covalenti: hanno temperatura di fusione elevatissima (>2500 C), normalmente non sono conduttori (eccezione grafite).
6.1.4 Solidi
fra i dipoli). Questa interazione dipolo-dipolo può essere rafforzata nel caso in cui uno dei due atomi abbia una carica parziale positiva e l'altro una carica parziale negativa. Questo tipo di interazione è chiamato legame idrogeno. INTERAZIONI DIPOLO-DIPOLO INDOTTO Le interazioni dipolo-dipolo indotte si verificano quando un dipolo permanente induce un dipolo temporaneo in una molecola adiacente. Questo avviene perché il dipolo permanente crea una distribuzione di carica che influisce sulla distribuzione elettronica della molecola adiacente, generando un dipolo temporaneo. Queste interazioni sono più deboli rispetto alle interazioni dipolo-dipolo. INTERAZIONI DI DISPERSIONE (O DI LONDON) Le interazioni di dispersione, o di London, sono le interazioni intermolecolari più deboli. Si verificano tra molecole non polari o tra regioni non polari di molecole polari. Queste interazioni sono il risultato di fluttuazioni casuali nella distribuzione elettronica delle molecole, che creano momentaneamente dipoli. Questi dipoli temporanei possono indurre dipoli temporanei in molecole adiacenti, generando una forza attrattiva. In conclusione, le interazioni intermolecolari, come le interazioni dipolo-dipolo, dipolo-dipolo indotto e dispersione, sono responsabili delle proprietà fisiche dei solidi molecolari. Queste forze intermolecolari sono generalmente più deboli delle forze intramolecolari, come i legami covalenti, ma possono comunque influenzare le proprietà chimiche e fisiche dei solidi molecolari.INTERAZIONI DIPOLO-DIPOLO: LEGAME IDROGENO
Le piccolisime dimensioni dell'atomo di H, (legati covalentemente ad un atomo più elettronegativo) la presenza di un solo elettrone rendono particolarmente intenso il campo elettrico dell'atomo di H formando una discreta energia.
INTERAZIONI DIPOLO-DIPOLO INDOTTO
Si genera un'interazione attrattiva simile a quella del dipolo-dipolo (meno intensa) dove una molecola polare o ione induce un dipolo in una molecola non polare. L'intensità è proporzionale al dipolo che induce la polarizzazione e dalla polarizzabilità α della molecola.
μ = αE
E = campo elettrico generato dallo ione/dipolo permanente
α = polarizzabilità (maggiore è il numero di e- maggiore è la sua polarizzabilità)
FORZE DI DISPERSIONE (O DI LONDON)
Nel loro movimento gli e di una molecola possono dare origini a fluttuazioni della densità elettronica creando delle temporanee separazioni di carica che generano
Un momento dipolare istantaneo tale da esercitare un effetto induttivo sulle molecole vicine. L'entità delle forze di London dipende dalla polarizzabilità delle molecole.
SOLIDI MOLECOLARI
Caratterizzati da molecole distinte tenute insieme da deboli interazioni intermolecolari. Sono cattivi conduttori elettrici e hanno temperature di fusione generalmente basse, ma comunque dipendenti dal tipo di interazione.
6.2 Lo stato gassoso
Lo stato gassoso è caratterizzato da:
- Pressione
Pressione = Atmosfera
P = superficie / N
1 Pa = 2 m
1 atm = 101325 Pa
760 mmHg = 1 atm
760 torr = 1 atm
51 Bar = 10 Pa
- Volume
1 m³ = 1000 l
1 cm³ = 1 ml
- Temperatura
gradi Celsius = Kelvin
0°C = temperatura fusione H₂O
273,15 K = temperatura fusione H₂O
100°C = temperatura ebollizione H₂O
373,15 K = temperatura ebollizione H₂O
Per quanto riguarda i gas a comportamento ideale:
- particelle gassose puntiformi (senza volume)
- particelle in continuo movimento (casuale)
- urti tra particelle e le pareti elastiche
- nessuna forza
attrattiva o repulsiva
Legge del gas perfetto: P V = nRT (12)
dove R=0,0821 atm l/mol k se P(atmosfera) e V (litro)
◦⇒Condizioni standard P= 1 atm t=25 C (298,15 k)
301 mole di un gas in condizioni standard occupa 1 volume:
nRT 0.0821·298.15⇒V = =24,47 lm P 1
La densità si calcola:
n·P mm =d= v n·V m
Se avessimo avuto due gas:
P m1 Vm P m1d1 ⇒ · = [utile per ricavarci il Pm di un gas incognito]d2 V m P m2 P m2
7 Termodinamica
La Termodinamica permette di descrivere l’andamento dei fenomeni fisici e chimici interessandosi delle proprietà macroscopiche (temperatura, volume, pressione ecc.) senza prendere in considerazione il tempo e il suo meccanismo.
Attraverso la termodinamica possiamo prevedere se una reazione chimica può avvenire, se assorbe energia, sarà raggiunto uno stato d’equilibrio.
Sistema termodinamico: parte limitata dell’universo della quale vogliamo studiare le sue proprietà.
Ambiente: ciò che circonda il
sistema.Universo:Sistema termodinamico+Ambiente Sistema isolato:se non può scambiare energia con l'esterno né energia né materia Sistema chiuso: se può scambiare energia e non materia Sistema aperto: se può scambiare sia energia che materia Esistono due tipi di variabili termodinamiche: - variabili intensive: esprimono una proprietà del sistema termodinamico, possono variare e non dipendono dalle dimensioni del sistema e non si sommano (T, p, composizione) - variabili estensive: esprimono una proprietà globale del sistema termodinamico, dipendono dalle dimensioni del sistema, si possono sommare (V, massa). Uno stato termodinamico si dice di Equilibrio se le variabili rimangono costanti. Si può verificare in tre diverse situazioni: - equilibrio meccanico: equilibrio di forze e momenti. - equilibrio chimico: nessuna modifica della composizione chimica del sistema termodinamico. - equilibrio termico: la temperatura è identica in ogni punto del sistema termodinamico.Funzione di stato: funzione che dipende solo da variabili termodinamiche.
Esistono due tipi di processi termodinamici:
- processi reversibili: se si inverte il segno delle azioni si inverte il senso della trasformazione.
- processo irreversibile: non si può invertire il senso della trasformazione.
L'ENERGIA INTERNA (U) è una funzione di stato ed è l'energia totale che un sistema possiede (cinetica, potenziale, legame). La variazione di energia si calcola ΔU = Ufinale - Uiniziale.
IL lavoro non è una funzione di stato ed è definito dal prodotto scalare tra il vettore forza e il vettore spostamento: dW = F · dx · cos θ.
Poiché i vettori hanno lo stesso verso e direzione, allora si ha: F = P · A. Infine, integrando abbiamo che: W = P · ΔV. Processo reversibile se P = P (pressione esterna = interna) W = We irre.
rev⇒ Processo irrreversibile se p <p (pressione esterna<interna) W <We i irre rev
Il calore(Q) non è una funzione di stato.
Dato due corpi con temperatura diversa quello con maggior capacità termica siscomporrà di meno.
Attraverso l’ esperienza di Joule dimostrò che Q=W dove 1 cal corrisponde a 4,186J
7.1 I Principio della termodinamica
Uno dei principi fondamentali della fisica è il principio di conservazione dell’energia, cioè l’energia totale di un sistema isolato non può essere ne creata ne distrutta.
Nei sistemi chiusi il principio di conservazione dell’energia vale per il calore, lavoro, energia interna.
Il primo principio della termodinamica dice che (non sono funzioni di stato e vale per qualsiasi processo reversibile o irreversibile):
−∆U = Q W (15)
Q>0 calore trasferito dall’ambiente al sistema termodinamico (endotermico)
Q<0 calore trasferito dal sistema termodinamico all’ambiente (esotermico)
W<0 lavoro fatto sul sistema (es.
- compressione → <W>0 lavoro fatto dal sistema (es. espansione)
- Entalpia → L'Entalpia è una funzione di stato e rappresenta il calore scambiato a pressione costante H=U+p·V
- ∆H=Q =(U +p·V )-(U +p·V )p 2 2 1 1
- trasformazione esotermica → ∆H <0
- trasformazione endotermica → ∆H >0
- 32−∆H =∆H ∆Hreazione prodotti reagenti
- ∆ H varia a seconda delle condizioni di temperatura e pressione della reazione (Infatti l'entalpia di reazione varia se l'elemento è liquido o solido ecc.)
- Processi spontanei → Una reazione spontanea avviene senza intervento esterno in opportune condizioni
- Una reazione non è spontanea se non avviene senza un intervento esterno in opportune condizioni.
- In generale i processi che avvengono spontaneamente in una direzione non sono spontanei nella direzione opposta nelle stesse condizioni.
- Il primo principio della termodinamica non è in grado di spiegare la ragione per i quali i processi avvengono spontaneamente e perché
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